Química p/ Bombeiros-DF - Soldado (com videoaulas)

Aula 01
Química p/ Bombeiros-DF - Soldado (com videoaulas)
Professor: Wagner Bertolini
Química BOMBEIROS DF
Teoria e exercícios
Prof. WAGNER LUIZ – Aula 01
AULA:
Modelos
Atômicos.
Atomística.
Classificação
e
propriedades periódicas
SUMÁRIO
PÁGINA
1. Conversa com o concursando
01
2. Modelos Atômicos
02
3. ATOMÍSITCA
10
4. ELEMENTO QUIMICO
22
5. CLASSIFICAÇÃO E PROPRIEDADES PERIÓDICAS
32
1.
Conversa com o concursando
O assunto da aula é sobre a estrutura dos átomos e a classificação
periódica dos elementos químicos. Teremos conceitos iniciais sobre
modelos
atômicos,
átomos,
partículas
elementares,
distribuição
eletrônica, etc. Caso você já tenha segurança nestes tópicos pode
avançar e ir direto para o assunto principal (Classificação e
propriedades periódicas).
Aproveito para dizer o seguinte a vocês: estudem bem os fundamentos
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dos tópicos básicos de cada assunto. Mas estudem pra não margem de
erro (daí a importância de se fazer muitos exercícios. Fazendo muitos
você se acostuma com as diversas maneiras de se abordar o mesmo
assunto). Em um concurso não passa quem acerta as questões fora da
normalidade. Entra quem não erra as questões básicas e acerta uma
parte das mais exigentes.
2. Modelos Atômicos
Modelo corpuscular da matéria
Em 1808, John Dalton a partir da ideia filosófica de átomo estabelecida
por Leucipo e Demócrito, realizou experimentos fundamentados nas
Leis Ponderais, propôs uma Teoria Atômica, também conhecida como
modelo da bola de bilhar, a qual expressa, de um modo geral, o
seguinte:
- O átomo é constituído de partículas esféricas, maciças, indestrutíveis
e indivisíveis.
- A combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção
de números inteiros, origina substâncias químicas diferentes.
- Numa transformação química, os átomos não são criados nem
destruídos:
são
simplesmente
rearranjados,
originando
novas
substâncias químicas.
- Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas,
formas e tamanhos diferentes.
- Um conjunto de átomos com as mesmas massas, formas e tamanhos
apresenta as mesmas propriedades e constitui um elemento químico.
- Na época de Dalton haviam sido isolados apenas 36 elementos
químicos e ainda se utilizavam símbolos vindos da alquimia para
representar tais elementos. O próprio Dalton foi autor de uma destas
simbologias.
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Modelo atômico de Thomson: natureza elétrica da matéria e
existência do elétron. (“Pudim com passas”)
Já na Grécia antiga, os humanos já tinham percebido a propriedade de
certos materiais de atrair outros. Uma explicação razoável para esse
fenômeno é que toda matéria, no estado normal, contém partículas
elétricas que se neutralizam mutuamente; quando ocorre atrito,
algumas dessas partículas tendem a migrar de um corpo para outro,
tornando-os eletrizados. O estudo de descargas elétricas em gases
(raios em uma tempestade, por exemplo) também contribuiu para o
melhor entendimento da estrutura atômica.
Esses fatos levaram os cientistas a imaginar que esses “raios” seriam
formados
por
pequenas
partículas
denominadas
elétrons.
Por
convenção, a carga dessas partículas foi definida com negativa. Surgiu
assim, pela primeira vez, uma ideia que contrariava a hipótese de
Dalton. Observando o comportamento do gás após perder elétrons,
observou-se que este apresentava carga positiva. Imaginou-se então
a existência de uma segunda partícula subatômica, o próton. Com
isso, Thomson propôs um novo modelo atômico, que explicasse os
novos fenômenos observados. Ele imaginou que o átomo seria
composto por uma “pasta” de carga positiva “recheada” com elétrons
de carga.
O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os
seguintes fenômenos:
- eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas
elétricas;
- corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons;
- formação de íons, negativos ou positivos, conforme tivessem excesso
ou falta de elétrons;
- descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de
seus átomos.
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Modelo atômico de Rutherford e núcleo atômico.
Rutherford realizou uma experiência que veio alterar e melhorar
profundamente a compreensão do átomo. Veja abaixo o aparato que
ele empregou em seu experimento:
Os resultados evidenciaram três comportamentos diferentes:
1. A maior parte das partículas alfa consegue atravessar a lâmina de
ouro sem sofrer nenhum desvio. Esse fato indica que essas partículas
não encontram nenhum obstáculo pela frente e seguem seu percurso
em linha reta.
2. Algumas partículas
conseguem atravessar a lâmina, porém
sofrendo um desvio muito forte em seu caminho. Esse fato mostra que
essas partículas encontravam algum obstáculo, porém não muito
grande, quando atravessavam os átomos da lâmina.
3. Pouquíssimas partículas alfa não conseguem atravessar a lâmina e
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voltam para o mesmo lado de onde são lançadas. Esse fato evidencia
que essas partículas encontram um obstáculo irremovível ao colidirem
em algum ponto dos átomos da lâmina.
Rutherford observou que a maior parte das partículas  ultrapassava a
lâmina de ouro, enquanto apenas uma pequena parte era desviada ou
rebatida. Como explicar isso? Ele se viu obrigado então, a admitir que
lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e justapostos
(“colados” uns nos outros) como pensaram Dalton e Thomson.
Portanto, o átomo deveria ser constituído de núcleos pequenos e
positivos, distribuídos em grandes espaços vazios:
Isso explicaria o porquê de a maior parte das partículas ultrapassarem.
Entretanto, se o núcleo é positivo, como explicar o fato de a lâmina de
ouro ser eletricamente neutra?
Para completar seu modelo, Rutherford imaginou que girando ao redor
do núcleo estariam os elétrons, bem menores do que o núcleo, mas
contrabalanceado a carga e garantindo a neutralidade elétrica do
átomo. O espaço ocupado pelos elétrons é chamado de eletrosfera.
Repare que o átomo teria modelo semelhante ao do sistema solar. O
núcleo representaria o sol, e os elétrons representariam os planetas
girando em órbitas ao redor do sol:
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Conclusões de RUTHERFORD
- O átomo não é maciço, apresentando mais espaço vazio do que
preenchido;
- A maior parte da massa do átomo se encontra em uma pequena
região central (núcleo) dotada de carga positiva, onde estão os
prótons;
- Os elétrons estão localizados em uma região ao redor do núcleo,
chamada de eletrosfera.
- Esse modelo ficou conhecido como “modelo do sistema solar”, em
que o sol seria representado pelo núcleo e os planetas pelos elétrons
ao redor do núcleo (na eletrosfera)
Problemas com o Modelo
- De acordo com a teoria de Rutherford, os elétrons podiam orbitar o
núcleo a qualquer distância. Quando os elétrons circundam em volta
do núcleo, estariam
mudando constantemente sua direção. A
eletrodinâmica clássica (que trata do movimento dos elétrons) explica
que, tais elétrons que mudam constantemente sua direção, seu
sentido, sua velocidade ou ambos, devem continuamente emitir
radiação. Ao fazer isto, perdem energia e tendem à espiralar para o
núcleo. Isto poderia ser o colapso do átomo.
- Outra dúvida: se o núcleo é formado por partículas positivas, porque
estas não se repelem, desmoronando o núcleo?
Alguns anos depois, foi descoberta a terceira partícula subatômica, o
nêutron. Este não teria carga elétrica e teria o mesmo peso e tamanho
do próton. De certa maneira, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando
suas repulsões e mantendo o núcleo inteiro.
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Modelo atômico de Bohr: aspectos qualitativos.
O modelo de Rutherford, apesar de explicar muitos fenômenos e
proporcionar um entendimento melhor do átomo, possuía deficiências.
Rutherford se viu obrigado a assumir que os elétrons giram em torno
do núcleo pois, caso contrário, estes seriam atraídos pelo núcleo,
desmontando-o. Entretanto, a assumir que os elétrons giravam, ele
criou outro paradoxo. A Física Clássica diz que toda partícula elétrica
em movimento (como o elétron) emite energia. Portanto, o elétron
perderia energia até se chocar com o núcleo.
O cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou o modelo atômico de
Rutherford utilizando a teoria de energia quantizada de Max Planck.
Planck havia admitido a hipótese de que a energia não seria emitida
de forma contínua, mas em “pacotes”. A cada “pacote” de energia foi
dado o nome de quantum. Assim, surgiram os postulados de Bohr:
1- Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas circulares
(modelo de Rutherford), porém sem emitir energia radiante (estado
estacionário).
2- Um átomo emite energia sob a forma de luz somente quando um
elétron pula de um orbital de maior energia para um orbital de menor
energia.
E = h.f, a energia emitida é igual a diferença de energia dos
dois orbitais envolvidos no salto.
3- As órbitas possíveis são aquelas em que o elétron possui um
momento angular múltiplo inteiro de h/2 .
Ao “saltar” de uma órbita estacionária para outra, o elétron absorve ou
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emite uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum
de energia.
Aplicações do modelo de Bohr
Teste da chama;
Fogos de artifício;
Luminosos e lâmpadas (neônio e lâmpadas de vapor de Na ou Hg);
Fluorescência e Fosforescência;
Raio Laser;
Bioluminescência: a luz dos vaga-lumes;
MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD
Os estudos sobre modelo atômico continuaram e foram obtidas novas
informações. Sommerfeld solucionou o problema surgido logo após
Niels Bohr enunciar seu modelo atômico, pois verificou-se que um
elétron, numa mesma camada, apresentava energias diferentes.
Tal fato não poderia ser possível se as órbitas fossem circulares. Então,
Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois elipses
apresentam diferentes excentricidades, ou seja, distâncias diferentes
do centro, gerando energias diferentes para uma mesma camada
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eletrônica. Para isto, Sommerfeld introduziu o número quântico
secundário, que define o formato da órbita do elétron.
Utilizando a Teoria da Relatividade Restrita, Sommerfeld foi capaz de
explicar o desdobramento da série clássica de Balmer relativa ao átomo
de Hidrogênio.
A série de Balmer corresponde às transições entre o nível 2 e os níveis
3,4,5...
NOVAS CONTRIBUIÇÕES PARA O ESTUDO DO ÁTOMO
Louis Victor De Broglie (1925): propõe que o elétron também
apresenta, tal como a luz, uma natureza dualística de onda e partícula
(comportamento duplo), justificado mais tarde, em 1929, pela
primeira difração de um
feixe de elétrons obtida pelos cientistas
Davisson e Germer.
Werner Heisenberg (1927): demonstrou, matematicamente, que
é impossível determinar ao mesmo tempo, a posição, a velocidade e
a
trajetória
de
uma
partícula
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subatômica,
sendo
importante
caracterizá-la pela sua energia, já que não é possível estabelecer
órbitas definidas. Este enunciado recebeu a denominação de Princípio
da Incerteza ou Indeterminação de Heisenberg.
Erwin
Schrödinger
(1933):
valendo-se
do
comportamento
ondulatório do elétron, estabeleceu complexas equações matemáticas
que permitiam determinar a energia e as regiões de probabilidade de
encontrar os elétrons (orbitais, e não órbitas definidas). Schrödinger
recebe o Prêmio Nobel por seu trabalho sobre Mecânica Quântica
Ondulatória e suas aplicações à estrutura atômica. Abandonava-se
definitivamente o modelo planetário do átomo de Rutherford-Bohr e
surgia um novo modelo atômico, o modelo mecânico-quântico do
átomo.
Assim, segue um resumo das informações mais importantes para
trabalharmos com o estudo dos átomos:
- O átomo pode ser dividido;
- Como o átomo pode ser dividido, ele é, obviamente, composto por
partículas menores;
- As partículas básicas que compõem o átomo são os prótons, os
neutros e os elétrons. (Estas também podem ser divididas, mas isto
não é abordado neste nível). Estas são as chamadas partículas
fundamentais;
- A maior parte da massa do átomo está no seu núcleo;
- Os elétrons não estão posicionados a uma distância qualquer do
núcleo, mas sim em regiões bem determinadas, chamadas de órbitas.
- Os orbitais também são chamados de camadas, e as camadas são
denominadas pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q.
- Quanto mais afastada do núcleo é a órbita (camada) de um elétron,
maior é a sua energia;
- Quando um elétron pula de um orbital para outro ele deve emitir ou
absorver energia na forma de luz (um fóton).
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3. ATOMÍSTICA
Prótons, nêutrons e elétrons. Número atômico e número de
massa.
- Partículas fundamentais do átomo
Vários experimentos levaram os cientistas a suporem que o átomo é
divisível, sendo constituído de uma parte central, chamada de núcleo,
existindo, ao redor, os elétrons, que constituem a coroa ou eletrosfera.
Os
elétrons
são
partículas
dotadas
de
carga
elétrica,
que
convencionamos atribuir o valor negativo. No núcleo existem os
prótons, que convencionamos atribuir o valor positivo, e os nêutrons,
sem carga elétrica. Essas três partículas são denominadas de partículas
fundamentais, pois todas devem estar presentes em um átomo neutro
(única exceção é o Hidrogênio comum, que não tem nêutron, mas tem
um próton e um elétron).
Massas relativas das partículas fundamentais
As massas do próton e a do nêutron são praticamente iguais. A massa do
próton (e, consequentemente, a massa do nêutron) é cerca de 1840
vezes maior que a massa do elétron. Portanto, podemos generalizar que
a massa de um átomo é a massa de seu núcleo, porque contém as
partículas fundamentais que são mais pesadas, pois, consideramos a
massa do elétron praticamente desprezível quando comparada à das
demais partículas.
Dimensões do átomo e do núcleo
Através de experimentos realizados admitem-se os seguintes valores
para os diâmetros do átomo e do núcleo: o diâmetro do átomo é cerca de
10 000 vezes maior que o do núcleo. Como comparação, se o diâmetro
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do núcleo tivesse 1cm, o diâmetro da eletrosfera teria 100m.
Carga elétrica relativa das partículas fundamentais
Como as cargas elétricas das partículas fundamentais são muito
pequenas, criou-se uma escala relativa, tomando a carga do próton
como unitária e atribuindo-lhe o valor de 1 u.e.c., isto é, uma unidade
elementar de carga elétrica. Assim, os elétrons possuem carga elétrica
negativa, de mesmo valor absoluto que a dos prótons, e que se
representa por -1 u.e.c. Quando o átomo é neutro, concluímos que o
número de elétrons é igual ao de prótons. Há Z prótons, cuja carga total
é +Ze, e Z elétrons, cuja carga total é -Ze. A carga total do átomo é nula.
Os átomos podem se combinar e formar um conjunto denominado
molécula. Dependendo dos átomos envolvidos nestas combinações
estas moléculas serão classificadas em dois tipos de substâncias:
Resumindo, temos o seguinte:
Valor
Carga
relativo
elétrica
das
cargas
Massa
relativa
Próton
Positiva
+1
1
Nêutron
Não existe
0
1
Elétron
Negativa
-1
1/1836
- Número atômico (Z) e massa atômica (A)
O número atômico geralmente é representado pela letra Z. O número
atômico de um átomo, por definição, é o número de prótons existentes
no seu núcleo; Z representa, portanto, a carga nuclear relativa e
caracteriza cada tipo de átomo.
Atualmente, o número atômico Z é colocado à esquerda (subescrito) do
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símbolo que identifica o átomo de dado elemento químico (convenção
internacional).
O átomo de magnésio (Mg) tem número atômico 12 (Z = 12).
Significado: no núcleo do átomo de Mg existem 12 prótons. No átomo
neutro de Mg existem 12 prótons e 12 elétrons.
Número de massa (A)
O número de massa (A) de um átomo é obtido fazendo-se a soma do
número de prótons e de nêutrons do núcleo desse átomo.
Representa-se geralmente pela letra A.
Assim, sendo N o número de nêutrons de um núcleo, é evidente que:
Observação: o número de massa somente pode apresentar
valores inteiros (pois, não temos partículas fracionárias para
prótons e nêutrons).
Exemplo:
Um átomo neutro de um certo elemento E tem 19 prótons e 21 nêutrons,
portanto:
Z = 19
N = 21
A = Z + N = 19 + 21 = 40
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Neste tópico é comum pessoas terem certa dificuldade porque pensam
ser necessário DECORAR as características das igualdades entre átomos.
Mas, se lembrar que ISO significa “igual”, “mesmo” e buscar a letra que
indica próton, massa e nêutron tudo fica muito mais fácil.
Exemplificando:
ISÓTOPOS
ISÓBAROS
ISÓTONOS
Mesmo nº de Prótons
mesmo nº de Massa mesmo
nº
de
Nêutrons
Além da parte conceitual é comum serem cobradas questões com
cálculos. Caso sejam exigidos cálculos entre átomos basta
igualar o que estes têm numericamente em comum, conforme
será verificado em questões futuras.
ISÓTOPOS
Os elementos químicos são identificados pelo número de prótons no
núcleo. Em alguns casos acontece de um mesmo elemento ter átomos
com número de nêutrons diferentes. Nestes casos são chamados de
isótopos. Portanto, isótopos são átomos que têm o mesmo número de
prótons no núcleo, ou seja, possuem o mesmo número atômico
(pertencem ao mesmo elemento químico) e diferem quanto ao número
de nêutrons e de massa. Podemos citar como exemplo o Hidrogênio, que
possui três isótopos:
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Hidrogênio Comum ou Prótion – 1H
-formado por 1 próton, 1 elétron e 0 nêutron – É o isótopo mais
abundante do hidrogênio.
Deutério – 2H
- formado por 1 próton, 1 elétron e 1 nêutron – É muito utilizado na
indústria nuclear.
Trítio – 3H
- formado por 1 próton, 1 elétron e 2 nêutrons – Utilizado nas reações de
fusão nuclear.
Podemos observar que nos três isótopos do hidrogênio o número de
prótons é igual; diferem quanto ao número de nêutrons.
OBS: Somente
os
isótopos
do
Hidrogênio
apresentam
nomes
“especiais”. Os demais elementos têm seus isótopos diferenciados pelo
número de massa (EX: Cloro 35 ou Cloro 37).
Exemplos
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ISÓBAROS
Chamam-se isóbaros os elementos que têm mesmo número de
massa. Logo, estes átomos provavelmente não pertencem ao mesmo
elemento químico.
Exemplos
Observe que ambos têm o mesmo número de massa (28), porém, são
representados por símbolos diferentes; apresentam números atômicos
diferentes (12 e 14) e também números de nêutrons diferentes (16 e 14).
ISÓTONOS
Chamam-se isótonos os elementos cujos átomos têm mesmo número
de nêutrons.
Observe que ambos têm diferentes números de massa (10 e 11); são
representados por símbolos diferentes (elementos diferentes), pois,
apresentam números atômicos diferentes (5 e 4). Entretanto os números
de nêutrons são iguais (6) (B= 11 – 5) (Be= 10 – 4).
Resumindo:
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Muitos isótopos não são estáveis, com o tempo o seu núcleo se
decompõe. Por exemplo, o núcleo do trítio se decompõe com o passar dos
anos; nessa decomposição ele emite uma radiação, portanto ele é
radioativo. Esses isótopos com núcleos não estáveis são importantes e
têm várias aplicações:
Na determinação da idade de objetos pré-históricos, utiliza-se o isótopo
do carbono, o carbono-14. O tipo mais comum do carbono é o carbono12. Como no ar existe gás carbônico que tem o C-14 em quantidades
muito pequenas, as plantas absorvem esse gás na atmosfera, que é
sempre o mesmo e, em consequência, a concentração nas plantas
também é a mesma. Quando a planta morre e para de absorver o gás
carbônico e o C-14, esse C-14 sofre decomposição; a concentração desse
isótopo começa a diminuir aproximadamente pela metade a cada 5.500
anos.
Medindo o quanto de C-14 ainda resta, pode-se determinar a idade de
fósseis. Esta técnica é aplicável à madeira, carbono, sedimentos
orgânicos, ossos, conchas marinhas, ou seja, todo material que conteve
carbono em alguma de suas formas. Como o exame se baseia na
determinação de idade através da quantidade de carbono-14 e que esta
diminui com o passar do tempo, ele só pode ser usado para datar
amostras que tenham entre 50 mil e 70 mil anos de idade.
Na Medicina, os isótopos radioativos são muito utilizados. Por exemplo,
o Cobalto-60, utilizado no tratamento do câncer; como esse isótopo
emite radiação de muita energia, ele penetra no corpo e mata as células
doentes. O problema é que, como são muito penetrantes, afetam
também outras células sadias, ocasionando a queda de cabelo,
queimadura na pele e outros. Além disso, são utilizados em radiologia
diagnóstica, na utilização de feixes de raios X que geram imagem numa
chapa fotográfica, para que o médico possa ver internamente o problema
do paciente.
Em Biologia, é usado nas áreas de Genética – estudo das mutações
genéticas em insetos induzidos por radiação, botânica na localização e
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transporte de moléculas nas plantas, entre outros.
ÍONS
Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o
número de prótons é igual ao número de elétrons. Porém, um átomo
pode perder ou ganhar elétrons na eletrosfera, sem sofrer alteração no
seu núcleo, originando partículas carregadas positiva ou negativamente,
denominadas íons.
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, chamado
ânion.
Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado
cátion.
As bancas adoram trabalhar com íons, pois, muitos candidatos erram
a determinação das partículas elementares. O aluno tem a tendência
em pensar que quando um íon tem carga positiva significa que ele
ganhou prótons. E acaba errando questões básicas. Basta você sempre
pensar no seguinte: NUNCA terá ganhou ou perda de próton na
formação de íons. Apenas, ganhou ou perda de ELÉTRONS.
Portantno, passo a você um esqueminha: p = e + c.
Onde:
p = quantidade de prótons
e = quantidade de elétrons
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c = carga do íon.
Há uma outra possibilidade de igualdade que pode aparecer (e acho
que é bem legal você entender a importância desta igualdade para
ligações químicas: espécies ISOELETRÔNicas.
Pelo destaque que dei ao nome da igualdade ficou fácil saber do que
se trata: são espécies que apresentam o mesmo número de elétrons.
Se um átomo A tem 9 elétrons e ganha um elétron ela passa a ter 10
elétrons e passa a ser representada como íon A-, certo?
Se um átomo B tem 11 elétrons e perde um elétron ele passa a ter 10
elétrons também e passa a ser representado pelo íon B+. Portanto, Ae B+ são espécies isoeletrônicas.
QUESTÕES RESOLVIDAS
01. Os fogos de artifício propiciam espetáculos em diferentes eventos.
Para que esses dispositivos funcionem, precisam ter em sua
composição uma fonte de oxigênio, como o clorato de potássio (KClO3),
combustíveis, como o enxofre (S8) e o carbono (C), além de agentes
de cor como o SrCl2 (cor vermelha), o CuCl2 (cor verde esmeralda) e
outros. Podem conter também metais pirofóricos como Mg que,
durante a combustão, emite intensa luz branca, como a do flash de
máquinas fotográficas.
a) Escreva as equações químicas, balanceadas, que representam:
— a decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de
potássio e oxigênio diatômico;
— a combustão do enxofre;
— a combustão do magnésio.
b) Considerando o modelo atômico de Rutherford-Bohr, como se
explica a emissão de luz colorida pela detonação de fogos de artifício?
Gab:
a) Decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de potássio
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e oxigênio diatômico;
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g)
A combustão do enxofre;
2S(s) + 3O2(g)  2SO3(g)
A combustão do magnésio;
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
b) Durante o processo de queima, ocorre a excitação dos elétrons para
níveis mais externos que, de acordo com o modelo de Rutherford-Bohr,
possuem maior energia. Quando esses elétrons retornarem para níveis
mais internos, de menor energia, ocorrerá liberação de luz de cores
diferentes para elementos diferentes.
02. Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras hipóteses, que:
a) “os átomos são indivisíveis;
b) “os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa”;
Á luz dos conhecimentos atuais, quais são as críticas que podem ser
formuladas a cada uma dessa hipóteses?
Gab:
a) não. Os átomos são considerados, atualmente, como partículas
divisíveis.
b) não. Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em
número de prótons.
03. O sucesso do modelo atômico de Niels Bohr estava na explicação
da emissão de luz pelos átomos. A emissão de luz é provocada por uma
descarga elétrica através do gás sob investigação. Bohr desenvolveu
um modelo do átomo de Hidrogênio que lhe permitiu explicar esse
fenômeno.
a) Descreva o modelo de Bohr.
b) Descreva o que ocorre, segundo o modelo do átomo de Bohr, com o
elétron do Hidrogênio quando submetido à descarga elétrica.
Gab:
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a) No modelo atômico de Niels Bohr, existem elétrons circulando em
órbitas ao redor de um pequeno núcleo positivo de grande massa. É o
famoso "modelo atômico planetário" análogo ao sistema solar.
b) Submetido à descarga elétrica, o elétron passa para uma órbita mais
afastada do núcleo e mais energética. Ao retornar à órbita original, a
energia absorvida é emitida na forma de radiação eletromagnética.
04. A fabricação de fogos de artifício requer um controle rigoroso das
variações
do
processo
como,
por
exemplo,
a
proporção
dos
componentes químicos utilizados e a temperatura de explosão. A
temperatura necessária para acionar os fogos de artifício de médio e
grande porte é de cerca de 3600 ºC. É a geração desse calor que é
responsável pela produção de ondas luminosas, pois provoca a emissão
atômica, ou seja, a emissão de luz que ocorre quando o elétron sofre
uma transição de um nível mais energético para outro de menor
energia. Considerando este assunto, responda aos itens abaixo:
a) A qual modelo atômico esse fenômeno de emissão de luz está ligado?
b) Explique esse fenômeno de emissão de luz em termos de elétrons e
níveis de energia.
Gab:
a) Ao modelo de Böhr (Rutherford-Böhr).
b) Quando um elétron recebe energia sob a forma de quanta, ele salta
para um nível de maior conteúdo energético. Em seguida, ele retorna
ao nível de energia inicial emitindo, sob a forma de fótons, a energia
absorvida durante o salto quântico
05. Considerando-se um átomo que apresente número de massa igual
ao dobro do número atômico, é correto afirmar que
a) possui mais elétrons do que nêutrons.
b) possui a mesma quantidade de elétrons, nêutrons e prótons.
c) possui duas vezes mais prótons do que nêutrons.
d) possui duas vezes mais nêutrons do que prótons.
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e) o número atômico é o dobro do número de nêutrons.
RESOLUÇÃO:
A = 2Z = Z + N
2Z – Z = N
Z=N
np = ne
Resposta: B
06 - (UNIRIO RJ) Um átomo do elemento químico X perde 3 elétrons
para formar o cátion X3+ com 21 elétrons. O elemento químico X é
isótopo do elemento químico W que possui 32 nêutrons. Outro átomo
do elemento químico Y possui número de massa (A) igual a 55, sendo
isóbaro do elemento químico X. Com base nas informações fornecidas:
a)
determine o número de massa (A) e o número atômico (Z) do
elemento químico X;
b)
o número de massa (A) do elemento químico W.
Gab:
a)
A = 55; Z = 24
b)
56
07 - (UEG GO) Isótopos são átomos do mesmo elemento químico que
apresentam
as
mesmas
propriedades
químicas
e
diferentes
propriedades físicas. Para a caracterização de um átomo é necessário
conhecer o seu número atômico e o seu número de massa. Sobre esse
assunto, considere os elementos químicos hipotéticos
2)Y
(3a + 2).
(a + 7)X
(3a)
e
(2a +
Sabendo-se que esses elementos são isótopos entre si,
responda ao que se pede.
a)
Calcule a massa atômica e o número atômico para cada um dos
elementos químicos X e Y.
b)
Obtenha, em subníveis de energia, a distribuição eletrônica do
íon X2+.
c)
O íon X2+ deverá apresentar maior ou menor raio atômico do que
o elemento X? Explique.
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Gab:
a)
massa atômica e número atômico de X.
Z = 12
A = 15
massa atômica e número atômico de Y.
Como X e Y são isótopos, então o número atômico de Y é igual a 12.
A = 17
b)
Distribuição eletrônica do íon X2+
1s2 2s2 2p6
c)
O íon apresentará menor raio atômico em relação ao elemento
X. Isso porque, quando o átomo de determinado elemento perde
elétrons, se transformando em um íon positivo, a carga nuclear efetiva
aumenta, resultando na diminuição do raio atômico. Alia-se a isso, o
fato do íon X2+ apresentar um menor número de camadas eletrônicas
que o elemento X.
08- (INATEL SP) São dados três átomos distintos A, B e C. O átomo
A tem número atômico 35 e número de massa 80. O átomo C tem 47
nêutrons, sendo isótopo de A. O átomo B é isóbaro de C e isótono de
A. Determine o número de prótons do átomo B.
Gab: 37
4. ELEMENTO QUÍMICO
Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número
atômico (Z). Assim, o conjunto de todos os átomos de número atômico
11 (11 prótons) é o elemento químico sódio. Os químicos descobriram,
até o momento, 117 elementos químicos, dos quais 90 são naturais e o
restante, artificiais. Assim, o número atômico 11 define o elemento
químico sódio. Quando se fala no sódio, devemos pensar imediatamente
25754805071
no número atômico 11. Portanto, elemento químico é um conjunto de
átomos de mesmo número de prótons.
Simbologia
Cada elemento químico, natural ou sintetizado, é representado por um
símbolo que o identifica graficamente. Desde o tempo dos alquimistas os
elementos químicos conhecidos já eram representados por símbolos. Por
exemplo: o ouro era identificado pelo símbolo do Sol e a prata pelo
símbolo da Lua.
Atualmente adota-se o método de J. J. Berzelius sugerido em 1811.
Os símbolos são adotados internacionalmente. Qualquer que seja a
língua ou alfabeto o símbolo é o mesmo. O símbolo é a letra inicial,
maiúscula, do seu nome latino seguida, quando necessário, de uma
segunda letra OBRIGATORIAMENTE minúscula.
Exemplos
- O átomo de Hidrogênio tem o núcleo constituído por um único próton.
E tem somente um elétron. Já os átomos do elemento Hélio (gás nobre,
He) apresentam dois prótons (Z=2) e dois elétrons. Observa-se que
o Hélio tem 2 nêutrons (e, portanto, neste caso número de massa A=4).
- O átomo de lítio tem o núcleo constituído por três prótons e quatro
nêutrons. Tem três elétrons.
- O átomo de neônio tem o núcleo constituído por dez prótons e nove
nêutrons. Tem dez elétrons.
25754805071
Distribuição Eletrônica no Estado Fundamental
Camadas eletrônicas ou níveis de energia
Para os elementos atuais, os elétrons estão distribuídos em sete
camadas eletrônicas (ou sete níveis de energia). As camadas são
representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q ou 1º, 2º, 3º, 4º, 5º,
6º e 7º níveis de energia. Até o momento, temos o seguinte número
máximo de elétrons nas camadas.
Subníveis de energia
Em cada camada, os elétrons estão distribuídos em subcamadas ou
subníveis de energia, representados pelas letras s, p, d e f (subníveis
usados até Z =114). O número máximo de elétrons que cabe em cada
subnível é o seguinte.
O número de subníveis conhecidos em cada camada é dado pela tabela
a seguir.
25754805071
Os elétrons preenchem sucessivamente os subníveis de energia em
ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons
permitido em cada subnível.
Como consequência da regra do Aufbau, somente o subnível de maior
energia preenchido poderá ter número de elétrons menor que o
permitido, ou seja, somente o subnível de maior energia preenchido
poderá estar incompleto.
A ordem de preenchimento é 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f
5d 6p 7s 5f 6d… A regra mnemônica a seguir ajuda bastante na
compreensão do princípio da construção, uma vez que não é muito
prático desenhar o diagrama acima cada vez que se deseja fazer a
distribuição eletrônica de um átomo. Veja abaixo o Diagrama de Linus
Pauling:
25754805071
Para escrever a configuração eletrônica de um elemento neutro, da
forma escrita acima, basta seguir o passo-a-passo:
a) Identificar o número total de elétrons
b) distribuir os elétrons nos subníveis de menos energia, de acordo
com as suas respectivas capacidades máximas, até chegar à
distribuição de todos os elétrons.
c) SEMPRE seguir a ordem energética, determinada pelas diagonais do
Diagrama de Linus Pauling.
d) Lembrar também que os subníveis energéticos comportam um
número máximo de elétrons (s², p6, d10, f14).
Exemplo: Configuração do
19K
a) Número total de elétrons: 19
Como devemos proceder?
Devemos saber que a ordem de preenchimento deve seguir a ordem
energética.
Subníveis em ordem energética: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s 5f 6d.
Vamos começar? Pense que cada elétron eu representei pelo esquema
abaixo:
Temos dentro deste box 19 bolinhas que representam os 19 elétrons.
Cada subnível será representado por diferentes cores e tamanhos, em
função dos diferentes valores de elétrons que cada um comporta. Veja
abaixo o box com 19 elétrons.
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O primeiro subnível a receber elétrons é o s da primeira camada. Logo,
o 1s só pode receber 2 elétrons. Como temos 19 eletrons não cabem
todos dentro deste subnível. O que farei? Deixo sempre o valor máximo
e os elétrons que faltarem passo para o subnível seguinte. Ao lado
mostrarei o box com os eletrons a serem ainda distribuídos.
Veja que temos mais elétrons dentro do box e continuaremos a
distribuí-los.
Agora, o próximo subnível de energia será o 2s. Sabemos que este
comporta apenas dois elétrons, no máximo. Portanto, vou deixar 2
elétrons neste subnível.
O próximo subnível de energia será o 2p. Sabemos que este comporta
apenas seis elétrons, no máximo. Portanto, vou deixar 6 elétrons neste
subnível.
O próximo subnível de energia será o 3s. Sabemos que este comporta
apenas dois elétrons, no máximo. Portanto, vou deixar 2 elétrons neste
subnível.
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O próximo subnível de energia será o 2p. Sabemos que este comporta
apenas seis elétrons, no máximo. Portanto, vou deixar 6 elétrons neste
subnível.
Veja que agora só temos dentro do box um único elétron. Este será
distribuído no próximo subnível. O próximo subnível de energia será o
4s. Sabemos que este comporta apenas dois elétrons, no máximo.
Como só temos um eletron, deixaremos este cara dentro deste
subnível.
Terminamos, assim, a distribuição dos eletrons do potássio, em ordem
crescente de energia. Vamos usar a representação que usamos na
Química para representar os subniveis e as quantidades de energia que
cada um apresenta: 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s1. Os valores que estão
acima das letras corresponde a quantos eletrons foram colocados
dentro de cada subnível.
Repare que se somarmos o número de elétrons em cada orbital,
teremos o número total (2+2+6+2+6+1=19).
Uma observação importante: quando o elemento químico tem até 20
elétrons não ocorre a mistura de camadas entre os subníveis.
Porém, elementos acima de 20 elétrons apresentarão esta mistura.
Daí, surgirão dois termos que você deve saber distinguir bem: subnível
mais energético e subnível mais externo.
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O subnível mais energético é o que finaliza a distribuição
eletrônica, sempre.
Para os elementos que terminarem a distribuição eletrônica em
subnível s ou p o subnível mais energético também será o mais
externo.
Porém, cuidado com os elementos que terminarem a distribuição em
subnível d ou f. Nestes casos, o subnível mais energético NÃO é o
subnível mais externo.
Vejamos uma distribuição para o elemento de número atômico 21.
A distribuição fica assim:
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Veja que a quarta camada foi atingida e aparece internamente na
distribuição.
Para átomos eletricamente carregados (íons) basta escrever a
configuração como se o átomo fosse neutro e ao final, retirar/colocar
a quantidade de elétrons do subnível mais externo e não no mais
energético.
Depois que você fizer a distribuição por subnível em ordem crescente
de energia pode-se “ajustar, organizar” a distribuição obtida de
acordo com as camadas eletrônicas, chamada de ordem geométrica.
Mas, cuidado: não será feita nova distribuição, apenas um ajuste.
Distribuição eletrônica em íons
Para os íons faça a distribuição eletrônica do átomo neutro e adicione
(no caso de anions) ou retire os elétrons da camada mais externa
(no caso dos cátions)
Vou fazer um exemplo para você observar. Para o caso de cátions a
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chance de erro é maior. Não se deixe levar por ser afoito. Veja, um
exemplo para o cátion
2+
26Fe .
A distribuição normal ficaria assim, para o átomo de Ferro neutro:
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Para o cátion
26Fe
2+
teremos que retirar dois elétrons mais externos.
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 3d6
Viram que retirei os eletrons mais externo (quarta camada) e não os
“de fora”, ou seja: o que termina a distribuição, o subnível mais
energético?
Para o cátion
26Fe
3+
teremos que retirar três elétrons mais externos.
Como já havíamos chegadoaoresultado abaixo observe a resultado
para o nosso caso:
Fe = 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Fe2+ = 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 3d6
Fe2+ = 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 3d5
Exceções ao diagrama de Linus Pauling
Todos os elementos obedecem ao Diagrama de Linus Pauling?
Vou dizer que sim. Mas, que existem algumas exceções (que vou
chamar de ajustes a serem feitos).
Quando um elemento tiver a sua distribuição eletrônica terminando em
d4 ou d9 precisamos fazer uma simples alteração.
Observe que nestes casos teremos internamente o subnível da camada
mais externa, sendo (sempre um subnível s2. Então, ficaremos com as
seguintes distribuições corrigidas:
Vamos ver para o caso de elemento que termine em d4 e isto serve
para qualquer elemento que termine assim. Vou usar o
24X.
A distribuição normal ficaria assim:
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
Após a correção ficaria assim:
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
25754805071
Vamos ver para o caso de elemento que termine em d9 e isto serve
para qualquer elemento que termine assim. Vou usar o
A distribuição normal ficaria assim:
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
Após a correção ficaria assim:
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
29X.
Atualmente,
utiliza-se
um
código
para
estas
representações
eletrônicas, principalmente para os elementos com muitos elétrons.
Observe o exemplo: Configuração do fósforo (P), de Z = 15
Representação completa = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Representação codificada = [Ne] 3s2 3p3
O Código [Ne] indica uma configuração igual do gás nobre neônio
(Z = 10): 1s2 2s2 2p6. Assim, a representação codificada significa
que o fósforo tem uma configuração eletrônica semelhante a do
neônio, acrescida de 3s2 3p3 no último nível
Questões
01. O íon Sc3+ tem l8 elétrons e é isoeletrônico do íon X3-. Qual a
estrutura eletrônica do átomo de escândio?
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
02. 05. (PROFESSOR DE QUÍMICA - PM TAIAÇU – INSITUTO
SOLER/2013). Na mitologia grega havia um rei, Midas, o qual
era capaz de transformar tudo em que tocava em ouro (Au).
Talvez, acreditando nessa lenda, muitos alquimistas tentaram
em vão transformar metais comuns como ferro (26 Fe) e
chumbo (82 Pb) em ouro. Assinale a alternativa que representa
25754805071
a distribuição eletrônica correta para o átomo de ferro.
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8.
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2.
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2.
RESOLUÇÃO:
A distribuição eletrônica deve seguir a ordem crescente de energia em
subníveis, de acordo com o diagrama de Linus Pauling. Seria 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Resposta: “C”.
5. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Primeiramente gostaria de dizer a vocês que várias tentativas foram
feitas para se classificar os elementos químicos conhecidos em suas
diferentes épocas. Todas elas foram baseadas na massa crescente
dos elementos químicos. A atual é baseada no número de prótons
crescente.
Em 1869, Mendeleyev apresentou uma classificação, que é a base da
classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem
crescente de suas massas atômicas, distribuídos em oito faixas
horizontais (períodos) e doze colunas verticais (famílias). Verificou que
as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a
massa atômica.
Na tabela periódica moderna, os elementos são colocados em ordem
crescente de número atômico. Podemos dizer que Mendeleyev
estabeleceu a chamada lei da periodicidade:
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam
25754805071
periodicamente na sequência de suas massas atômicas”.
Classificação Periódica Moderna
A Classificação Periódica atual, além de incluir elementos descobertos
depois de Mendeleyev, apresenta os elementos químicos dispostos em
ordem crescente de números atômicos. Henry G. J. Moseley introduziu
o conceito de número atômico (número de prótons no núcleo do
átomo).
A lei da periodicidade ganhou um novo enunciado:
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam
periodicamente na sequência de seus números atômicos”.
Os períodos
As linhas horizontais são chamadas de períodos e reúnem elementos
de propriedades diferentes. Átomos de elementos de um mesmo
período têm o mesmo número de níveis eletrônicos. Ao todo, são 7
períodos.
O número do período indica o número de níveis eletrônicos em
seu estado fundamental.
As famílias ou grupos
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As colunas são chamadas famílias ou grupos e reúnem elementos
semelhantes. Temos 18 famílias ou 18 grupos.
Alguns desses grupos recebem nomes especiais:
Grupo 1 - Metais Alcalinos
Grupo 2 - Metais Alcalinos Terrosos
Grupo 16 - Calcogênios
Grupo 17 - Halogênios
Grupo 18 - Gases Nobres
É ainda importante considerar os seguintes aspectos:
- O Hidrogênio, embora apareça na coluna 1A, não é um metal alcalino.
Aliás, o Hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos
químicos que, em algumas classificações, prefere-se colocá-lo fora da
Tabela Periódica.
- Quando a família não tem nome especial, é costume chamá-la pelo
nome do primeiro elemento que nela aparece; por exemplo, os da
coluna 5A são chamados de elementos da família ou do grupo do
nitrogênio.
Elementos Representativos
Elementos representativos são os elementos localizados nos grupos 1,
2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18. São, portanto, oito as famílias de elementos
representativos, entre os quais se encontram alguns metais, todos os
não-metais e todos os gases nobres (ou gases raros). Um dado
interessante, como vimos a pouco, válido para todos os elementos
25754805071
representativos, está no fato de a última camada dos seus átomos
possuir um número de elétrons igual à unidade do número que designa
a família a que eles pertencem.
Então, a última camada dos átomos dos elementos da família 15
possui 5 elétrons, da família 14, 4 elétrons, e assim por diante.
- As colunas A são as mais importantes da tabela. Seus elementos são
denominados elementos típicos, ou característicos, ou representativos
da Classificação Periódica. Em cada coluna A a semelhança de
propriedades químicas entre os elementos é máxima.
Elementos de Transição
Os elementos de transição são os pertencentes aos grupos de 3 a 12.
Todos eles são metais. Os metais que constituem os elementos de
transição são classificados em elementos de transição externa e
elementos de transição interna.
Os elementos de transição interna pertencem ao grupo 3 e dividem-se
em dois grupos:
a) Lantanídeos – são os elementos de número atômico de 57 a 71 e
situam-se no sexto período;
b) Actinídeos – são os elementos de número atômico de 89 a 103 e
situam-se no sétimo período
Como são 15 lantanídeos e 15 actinídeos, eles são desdobrados em
duas séries, colocadas logo abaixo da tabela. Os actinídeos, são todos
radioativos, sendo que os de números atômicos de 93 a 103 são todos
artificiais, isto é, obtidos em laboratório, não sendo encontrados na
natureza. Os elementos de número atômico 93 (Netúnio) e 94
25754805071
(Plutônio) são também produzidos artificialmente, mas já foram
encontrados, embora em pequena quantidade, na natureza.
Todos os outros elementos de transição, não pertencentes aos
lantanídeos e actinídeos, são elementos de transição externa ou
simples.
- Note que, em particular, a coluna 8B é uma coluna tripla.
Classificação dos elementos
Metais
Apresentam-se como bons condutores de calor e de eletricidade, alta
condutividade elétrica e térmica; em geral são densos, têm a
propriedade de refletir a luz, manifestando brilho típico (brilho
metálico); apresentam altos pontos de fusão e ebulição; apresentam
ductibilidade (que é a propriedade de serem facilmente em fios),
maleabilidade (que é a propriedade de serem transformados em
lâminas); perdem facilmente elétrons dando origem a íons positivos
(cátions); poucos elétrons na última camada (menos de 4); À exceção
do mercúrio, todos os metais são sólidos a temperatura ambiente de
25º e 1 atm.
Não-Metais: apresentam propriedades opostas às dos metais. São
os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são
bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e
25754805071
não possuem brilho como os metais (em geral, são opacos). Têm
tendência a ganhar elétrons, transformando-se em íons negativos
(ânions). Apresentam, via de regra, muitos elétrons (mais de 4) na
última camada
Os semimetais têm propriedades intermediárias entre os metais e os
não-metais. Os gases nobres, ou gases raros, têm comportamento
químico específico.
Hidrogênio: o Hidrogênio é considerado um grupo à parte, pois é
um elementos químico com propriedades diferentes de todos os
outros. Ele é inodoro, incolor, combustível e o elemento químico menos
denso conhecido. Possui a propriedade de se combinar com metais e
não-metais. Nas condições ambientes, é um gás extremamente
inflamável. É empregado como combustível em foguetes espaciais.
Configuração eletrônica dos elementos ao longo da Tabela
Periódica
Podemos relacionar a distribuição do diagrama de Pauling à tabela
periódica.
Caminhando horizontalmente ao longo dos sete períodos da Tabela, ao
passarmos de uma “casa” para a seguinte, o número atômico aumenta
de uma unidade. Esse acréscimo indica que a eletrosfera está
recebendo um novo elétron. Desse modo, teremos as distribuições
eletrônicas ao longo dos dois primeiros períodos da Tabela Periódica,
de acordo com o seguinte quadro:
25754805071
Gostaria que você observasse muito bem a posição dos elementos
químicos e o tipo de subnível que termina a distribuição eletrônica e a
localização destes subníveis na Tabela Periódica.
É muito importante notar que:
- Os 7 períodos da Tabela Periódica correspondem às 7 camadas ou
níveis eletrônicos dos átomos. Desse modo, exemplificando, o ferro
(Fe-26) está no 4º período, e por isso já sabemos que seu átomo possui
4 camadas eletrônicas (K, L, M, N).
- Nas colunas A, o número de elétrons na última camada eletrônica é
igual ao próprio número da coluna. Por exemplo, o nitrogênio está na
coluna 5A e, portanto, sua última camada eletrônica tem 5 elétrons (s2
p3). É por esse motivo que os elementos de uma mesma coluna A têm
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propriedades químicas muito semelhantes, o que justifica o fato de tais
elementos (em azul ou em verde, na tabela anterior) serem chamados
de
elementos
típicos,
característicos
ou
representativos
da
Classificação Periódica.
- Devemos, porém, avisar que, nas colunas B, aparecem algumas
irregularidades
na
distribuição
eletrônica
dos
elementos,
cuja
explicação foge ao objetivo do nosso curso.
- Há um modo abreviado de representar a distribuição eletrônica de
um elemento químico: seguindo a Tabela Periódica escrevemos o
símbolo do último gás nobre que aparece antes do elemento (isto é,
do gás nobre do período “de cima”); em seguida, representamos
apenas os elétrons que o elemento tiver a mais em relação a esse gás
nobre.
Símbolos de elementos mais comuns.
Nos itens anteriores trabalhamos com alguns símbolos de elementos
químicos mais comuns. Mas, o que recomendo a você é que dê uma
olhada nos símbolos e observe que alguns são bem diferentes do seu
nome em português (porque derivam do latim). Mas não se preocupe
em decorá-los, pois, a fixação destes símbolos deve vir com a leitura e
exemplos aqui abordados.
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Analisando as propriedades físicas e químicas das substâncias simples
e de seus elementos, verifica-se que estas podem estar relacionadas
com a posição dos elementos na tabela periódica. A variação dessas
propriedades em função do número atômico pode ser aperiódica ou
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periódica.
Propriedades aperiódicas
São aquelas cujo valor aumenta ou diminui em função do número
atômico. Colocado os valores de uma propriedade aperiódica num
gráfico, obtemos uma curva crescente ou decrescente. São exemplos
de propriedades aperiódicas: número de nêutrons (que aumenta com
o Z), número de massa (que aumenta com o Z), massa atômica (que
aumenta com o Z) e calor específico.
Propriedades periódicas
Quando observamos uma propriedade periódica pode verificar que a
intervalos mais ou menos regulares os valores da propriedade citada
são semelhantes, à medida que o Z aumenta.
Colocando os valores de uma propriedade periódica num gráfico,
obtemos uma curva com máximos e mínimos. Verifica-se que
elementos de um mesmo grupo ficam em posições correspondentes na
curva.
São exemplos de propriedades periódicas: raio atômico, densidade,
ponto de fusão e ebulição, energia (potencial) de ionização, afinidade
eletrônica, eletropositividade, eletronegatividade e volume atômico
Vejamos as principais propriedades periódicas:
Raio atômico – O raio de um átomo é uma propriedade difícil de ser
determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira
25754805071
definida. O raio atômico de um elemento depende de dois fatores:
a) Número de níveis eletrônicos (camadas): numa família, quanto
maior o número atômico, maior é o raio atômico.
b) Carga nuclear (número atômico): num período, quanto maior o
número atômico, menor é o raio atômico.
O raio atômico pode ser considerado como uma medida do tamanho
do átomo. É difícil medir o raio de um átomo, pois a “nuvem de
elétrons” que o circunda não tem limites bem definidos. Costuma-se
então medir, com o auxílio de raios-X, a distância d entre dois núcleos
vizinhos e dizer que o raio atômico r é a metade dessa distância.
Resumindo: o raio atômico representa a distância do núcleo à camada
de valência do átomo.
Ânion: tem raio maior que seu átomo correspondente.
Cátion: tem raio menor que seu átomo correspondente.
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Vejamos alguns valores para os elementos representativos
Raio Iônico - Para íons isoeletrônicos (iguais números de elétrons), o
de menor número atômico será o maior, pois apresenta menor atração
entre o núcleo e os elétrons.
28O
> 9F1- >
11Na
1+
>
2+
12Mg
Potencial de ionização – É a energia necessária para remover um
elétron de um átomo isolado no estado gasoso. À medida que aumenta
o tamanho do átomo, aumenta a facilidade para a remoção de um
elétron de valência. Portanto, quanto maior o tamanho do átomo,
menor o potencial de ionização.
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Essa energia é, em geral, expressa em elétron-volt (eV), que é a
energia ou trabalho necessário para deslocar um elétron contra uma
diferença de potencial de 1 volt
Li(g)
Li+(g) + 1e-
1ºPI = 124kcal/mol
Li+(g)
Li++(g)
Li++(g) + 1e-
2.ºPI = 1744kcal/mol
Li+++(g) + 1e- 3.ºPI = 2823kcal/mol
Resumindo:
1.º PI < 2.º PI < 3.º PI <...
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade
Se para afastar um elétron de um átomo é necessário fornecer energia,
para adicionar um elétron a um átomo neutro é necessário retirar-lhe
energia. Quando se adiciona um elétron a um átomo neutro, isolado
(individualizado), no estado gasoso e no mais baixo estado energético
(estado fundamental), ocorre liberação de uma certa quantidade de
energia. A essa energia dá-se o nome de Afinidade Eletrônica.
Em outras palavras, chama-se eletroafinidade ou afinidade eletrônica
a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo
neutro no estado gasoso. Essa energia é também expressa, em
geral, em elétron-volt (eV) e mede a intensidade com que o átomo
“segura” esse elétron adicional.
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Eletronegatividade (caráter não-metálico) – É a propriedade pela
qual o átomo apresenta maior tendência a ganhar elétrons. Esta
propriedade depende de dois fatores: número de elétrons na última
camada e tamanho do átomo.
É uma característica típica da maioria dos ametais.
O cientista Linus Pauling propôs uma escala de valores para a
eletronegatividade, que, basicamente podemos listar abaixo os
principais elementos e suas eletronegatividades crescentes:
F O N Cl Br I S C P metais
Eletronegatividade crescente
Eletropositividade (caráter metálico)
É a capacidade que um átomo apresenta de perder elétrons. É uma
característica típica da maioria dos metais.
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Densidade
A densidade indica a massa contida em uma unidade de volume, ou
seja, densidade absoluta (d) ou massa específica de um elemento é
o quociente entre sua massa (m) e seu volume (v). No caso de
sólidos e líquidos, costuma-se representá-la em g/cm3 ou g/mL.
Veja como varia a densidade em função do número atômico:
Ponto de fusão e ebulição
As
temperaturas
nas
quais
25754805071
os
elementos
entram
em
fusão
(temperatura em que uma substância passa do estado sólido para o
estado líquido) ou em ebulição (temperatura em que uma substância
passa do estado líquido para o estado gasoso) são, também, funções
periódicas de seus números atômicos.
A variação periódica do ponto de fusão e ebulição é a seguinte: nos
períodos, os PF e PE são máximos no centro, diminuindo em
direção às extremidades; nas famílias, crescem com o número
atômico. OBS: Constituem exceção a família dos metais alcalinos e
alcalinos terrosos, que tem seus pontos de fusão e ebulição
aumentados com a diminuição do número atômico.
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QUESTÕES RESOLVIDAS
01. O correto uso da tabela periódica permite determinar os elementos
químicos a partir de algumas de suas características. Recorra a tabela
periódica e determine:
a) O elemento que tem distribuição eletrônica s2p4 no nível mais
energético, é o mais eletronegativo de seu grupo e forma, com os
metais alcalinos terrosos, compostos do tipo XY.
b) O número atômico do elemento que perde dois elétrons ao formar
ligação iônica e está localizado no 3º período da tabela periódica.
Gab:
a) Oxigênio
b) Nº Atômico 12
02. O íon Sc3+ tem l8 elétrons e é isoeletrônico do íon X3-. Perguntase:
a)qual a estrutura eletrônica do átomo de escândio?
b)a que número atômico, família e período da Classificação Periódica
pertence o elemento X?
Gab:
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
b) 15, 5A, terceiro
03. Um elemento metálico X reage com cloro, dando um composto de
fórmula XCl. Um outro elemento Y, também metálico, reage com cloro
dando um composto de fórmula YCl2. As massas atômicas relativas de
X e Y são próximas.
a) em que grupo da Tabela Periódica estariam os elementos X e Y?
b) consulte a Tabela Periódica e dê o símbolo de dois elementos que
poderiam corresponder a X e Y.
Gab:
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a) X: 1A; Y= 2A.
b) Li e Be; Na e Mg; K e Ca etc.
04. Os elementos D, E, G e J têm números atômico, respectivamente,
7, 10, 11 e 15. Quais desses elementos são do mesmo período?
Gab:
D e E são do 2o período, enquanto que os elementos G e J são
do 3o período.
05. O diagrama de Pauling foi utilizado para ao obtenção das estruturas
eletrônicas dos elementos com números atômicos 53 e 87.
a) apresente as estruturas correspondentes a cada um dos elementos
indicados.
b) aponte, nas estruturas obtidas, detalhes estruturais que caracteriza
as famílias a que pertencem os elementos.
Gab:
a) Z=53:1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5
Z=87: 1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
7s1
b) Z=53 – última camada: 5s25p5 (7 elétrons) – família 7A –
halogênio;
Z=87 – última camada: 7s1 (1 elétrons) – família 1A – metal
alcalino;
06. Sobre a posição de um determinado elemento químico na Tabela
Periódica sabe-se que:
I. Pertence a um dos dois períodos longos;
II.
Inicia a primeira série dos elementos de transição;
III.
O elemento químico que o precede é o cálcio.
Tomando como base essas informações, consulte a Tabela Periódica e
escreva o nome, o número atômico, a massa atômica e a configuração
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eletrônica de um átomo e de um íon bivalente desse elemento químico.
Gab:
Nome: Escândio
Z:21
MA: 45
Configuração do átomo: 1s22s22p63s23p64s23d1
Configuração do íon: 1s22s22p63s23p63d1
07. O livro “A Tabela Periódica”, de Primo Levi, reúne relatos
autobiográficos e contos que têm a química como denominador
comum. Cada um de seus 21 capítulos recebeu o nome de um dos
seguintes elementos da tabela periódica: Argônio, Hidrogênio, Zinco,
Ferro, Potássio, Níquel, Chumbo, Mercúrio, Fósforo, Ouro, Cério,
Cromo, Enxofre, Titânio, Arsênio, Nitrogênio, Estanho, Urânio, Prata,
Vanádio, Carbono.
Escreva o símbolo do elemento que dá nome a um capítulo e
corresponde a cada uma das seis descrições a seguir.
I – É metal alcalino.
II – É líquido na temperatura ambiente.
III – É o de menor potencial de ionização do grupo 15.
IV – É radioativo, usado em usinas nucleares.
V – Aparece na natureza na forma de gás monoatômico.
VI – É lantanídeo.
Gab:
I–K
II – Hg
III – As
IV – U
V – Ar
VI- Cério
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08. Baseando-se nas configurações eletrônicas em ordem crescente de
energia dos elementos abaixo, assinale a alternativa correta.
A: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2.
B: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2.
C: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2.
D: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f2.
a) A e C pertencem ao mesmo grupo, mas estão em períodos
diferentes.
b) B é elemento de transição.
c) C e D estão no mesmo período da tabela periódica.
d) C está no grupo 2A (ou 2).
e) A, B, C, D são todos metais alcalino terrosos.
RESOLUÇÃO:
A
4 camadas
4.º período
Elemento representativo
Subgrupo A número do grupo = número de e–
Grupo IIA ou 2 de valência, ou seja, 2e–
Metal alcalinoterroso
B
Elemento de transição
Subgrupo B número do grupo: IIIB – IVB
Grupo: IVB ou 4 d1 d2
4.º período
C
4 camadas
Elemento representativo
4 camadas
4.º período número do grupo: 4s2 4p2 (4e–)
Subgrupo A
Grupo IVA ou 14
D
Elemento de transição interna
Grupo IIIB ou 3
6 camadas
6.º período
Resposta: B
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QUESTÕES
01.
(TÉCNICO(A)
QUÍMICO(A)
DE
PETRÓLEO
JÚNIOR
-
PETROBRÁS -CESGRANRIO/2012). Para um mesmo período na
Tabela Periódica, os metais alcalinos, quando comparados com
os metais alcalinos terrosos, apresentam
(A) maior dureza
(B) maiores pontos de fusão
(C) maiores pontos de ebulição
(D) menores energias de ionização
(E) menores raios iônicos
RESOLUÇÃO:
O assunto aborda propriedades periódicas. Quanto mais à esquerda e
em um mesmo período temos para os elementos maio raio atômico e
menor energia de ionização.
Resposta: “D”.
02. (TÉCNICO DE LABORATÓRIO – UNIPAMPA – CESPE/2013).
Os metais apresentam pequeno raio atômico, alto potencial de
ionização,
baixa
afinidade
eletrônica
e
baixa
eletronegatividade.
RESOLUÇÃO:
Os metais apresentam grande raio atômico, baixo potencial de
ionização, baixa afinidade eletrônica e baixa eletronegatividade.
Resposta: “ERRADO”.
03. (PROFESSOR I DE QUIMICA – CEPERJ/2013). Estudos
relacionados ao azeite de oliva indicam que ele não é bom
apenas para a saúde do coração. É ainda fonte das vitaminas
A, K e E, e também dos elementos ferro, cálcio, magnésio,
potássio. Portanto o azeite faz bem para a pele, olhos, ossos e
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para o sistema imunológico.
Relacionando
as
posições
dos
elementos
citados
na
classificação periódica com suas propriedades, é correto
afirmar que:
A) o potássio possui o menor potencial de ionização
B) o cálcio e o magnésio pertencem ao mesmo período
C) o cálcio possui o menor raio atômico
D) o ferro possui o maior raio atômico
E) o magnésio é o menos eletronegativo
RESOLUÇÃO:
Potássio é metal alcalino.
Magnésio e cálcio são metais alcalinos terrosos e não podem estar no
mesmo período.
Ferro é metal de transição.
O potencial de ionização é menor quanto mais à esquerda estiver o
elemento químico. Logo, será o potássio.
O raio atômico é maior quanto mais à esquerda e mais para baixo
(maior número de camadas) estiver o elemento químico.
Resposta: “A”.
04.
(MINISTÉRIO
DA
AGRICULTURA
–
AUXILIAR
DE
LABORATÓRIO – CONSULPLAN/2014). Qual desses elementos
químicos é um metal?
A) Flúor.
B) Cloro.
C) Sódio.
D) Oxigênio.
RESOLUÇÃO:
Assunto bastante discutido em ligações químicas e tabela periódica.
Questão fácil. Sódio. Os demais são ametais. Requer uma certa
memorização do candidato, mas, tais elementos muito frequentemente
aparecem em qualquer assunto na Química.
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Resposta: “C”.
05. (PROFESSOR DE QUÍMICA - PM TAIAÇU – INSITUTO
SOLER/2013). Na mitologia grega havia um rei, Midas, o qual
era capaz de transformar tudo em que tocava em ouro (Au).
Talvez, acreditando nessa lenda, muitos alquimistas tentaram
em vão transformar metais comuns como ferro (26 Fe) e
chumbo (82 Pb) em ouro. Assinale a alternativa que representa
a distribuição eletrônica correta para o átomo de ferro.
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8.
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2.
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2.
RESOLUÇÃO:
A distribuição eletrônica deve seguir a ordem crescente de energia em
subníveis, de acordo com o diagrama de Linus Pauling. Seria 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Resposta: “C”.
06. (PROFESSOR DE QUÍMICA - PM TAIAÇU – INSITUTO
SOLER/2013) Marie Curie ganhou sozinha o prêmio Nobel de
Química pela descoberta dos elementos radioativos Rádio
(88Ra) e Polônio (84Po). Com base nessas informações podese afirmar que esses elementos se encontram na tabela
periódica nos seguintes períodos, respectivamente:
a) 6º e 6º.
b) 7º e 6º.
c) 6º e 7º.
d) 7º e 7º.
RESOLUÇÃO:
Para se determinar o período em que se localiza os elementos
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químicos devemos fazer a distribuição eletrônica e observar qual foi o
maior nível energético atingido.
Portanto, teremos:
88Ra = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14
5d10 6p6 7s2 (atinge a sétima camada)
84Po = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14
5d10 6p4 (atinge a sexta camada)
Resposta: “B”.
07. (TÉCNICO DE LABORATÓRIO – UFMG/2013). O alumínio é o
elemento metálico mais abundante da crosta terrestre. Seu
peso específico, condutividade elétrica, resistência à corrosão
após passivação e baixo ponto de fusão lhe conferem inúmeras
aplicações. No entanto, suas aplicações práticas apresentamse limitadas sobremaneira devido aos seguintes problemas
listados abaixo. EXCETO:
A) alto custo devido à grande quantidade de energia necessária
para o processo de produção.
B) implicações ecológicas negativas no rejeito dos subprodutos
do processo de produção
C) baixo custo do processo de coleta e tratamento de
reciclagem desse metal.
D) implicações ecológicas negativas no rejeito dos subprodutos
do processo de reciclagem.
RESOLUÇÃO:
O alumínio é um dos metais mais reciclados e a baixo custo,
comparativamente ao seu elevado custo de produção (por eletrólise,
consumindo muita energia elétrica). Não sofre rejeição de uso pela
facilidade de coleta e reaproveitamento, mas pelos dejetos causados
na produção.
Resposta: “C”.
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08.
(UFJF-MG
-
TÉCNICO
DE
LABORATÓRIO
–
2013
–
IFSULDEMINAS) A tabela, a seguir, refere-se à camada de
valência dos elementos A, B, C e D.
De acordo com a tabela acima, é CORRETO afirmar que:
a) A e B pertencem à mesma família da tabela periódica.
b) C é metal alcalino-terroso.
c) A pertence à família dos calcogênios.
d) D possui o menor caráter metálico (eletropositividade).
e) A é mais denso que B, C e D.
RESOLUÇÃO:
Nenhum elemento tem terminação semelhante. Logo, não pertencem
à mesma família. O elemento A está na família 4A; B está na família
7ª (halogêneos) e possui menor caráter metálico; C é metal alcalino
(1A) e D é metal alcalino terroso (2A). Por exclusão, chegamos à
Resposta: E.
Resposta: “E”.
09.
(UFJF-MG
-
TÉCNICO
DE
LABORATÓRIO
–
2013
–
IFSULDEMINAS). Considere os elementos químicos A, B, C, D,
E, F com as seguintes posições, na tabela periódica:
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De acordo com a tabela acima, marque a opção CORRETA que
contém os elementos com a maior eletronegatividade, a menor
energia de ionização e a maior densidade, respectivamente.
a) A, C, E
b) B, C, A
c) C, E, F
d) D, B, F
e) B, E, F
RESOLUÇÃO:
De acordo com as variações das propriedades periódicas consideramos
que:
-O elemento mais eletronegativo está localizado mais acima e mais à
direita, excluindo gases nobres: C.
- O elemento menor energia de ionização é o que apresenta maior
tamanho atômico, ou seja, está localizado mais abaixo e mais à
esquerda: B.
- O elemento maior densidade está localizado mais ao centro e mais
abaixo: F.
Sem alternativa correta. Gabarito aponta C. Não concordo, pois, gases
nobres (E) apresentam energia de ionização altíssima. Pode ter havido
anulação após recurso
Resposta: “C”.
10. Mendeleyev, observando a periodicidade de propriedades
macroscópicas dos elementos químicos e de alguns de seus
compostos, elaborou a Tabela periódica. O mesmo raciocínio
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pode ser aplicado às propriedades microscópicas. Na tabela a
seguir, dos ralos iônicos, dos íons dos metais alcalinos e
alcalinos-terrosos, estão faltando os dados referentes ao Na+ e
ao
Sr2+.
Baseando-se
nos
valores
da
tabela,
aproximadamente, os raios iônicos desses cátions.
RAIOS IÔNICOS (pm)
Li+ 60 Be+ 31
Na+ __ Mg+ 65
calcule,
K+ 133 Ca2+ 99
Rb+ 148 Sr2+ __
Cs+ 160 Ba2+ 135
Sugestão: Devido à variação gradativa dos raios iônicos, na tabela
dada os que estão faltando são aproximadamente iguais à média
aritmética dos raios que os precedem e os sucedem na tabela.
RESOLUÇÃO:
Para o sódio, o raio atômico é aproximadamente 96 pm (real = 95 pm),
e para o estôncio, 117 pm (real = 113 pm).
11. Considere os íons isoeletrônicos; Li+, H-, B3+ e Be2+ (os
números atômicos; Li = 3; H = 1; B = 5; Be = 4). Coloque-os em
ordem crescente de raio iônico, justificando a resposta.
RESOLUÇÃO:
B3+ < Be2+ < Li+ < H-, pois mesmo número de elétrons (2) da camada
K estão sendo atraídos por cargas nucleares cada vez menores.
12. O gráfico abaixo relaciona os valores de eletronegatividade
com o número atômico para os elementos hipotéticos A, B e C.
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Com base nessa tabela periódica, identifique o elemento A.
RESOLUÇÃO:
a) o elemento A é o oxigênio (número atômico 8 e eletronegatividade
3,5).
13. Considere a tabela abaixo, onde estão apresentados valores
de energia de ionização (E.I.).
Elemento Valores de E.I em kj.mol-1
1a 2a
11Na
491,5 4526,3
12Mg
731,6 1438,6
Responda:
a)
Por que a 1ª E.I. do Na é menor do que a 1ª E.I. do Mg?
b)
Por que a 2ª E.I. do Na é maior do que a 2ª E.I. do Mg?
RESOLUÇÃO:
a) Do Na para o Mg, ocorre o aumento da carga nuclear, maior atração
nuclear pelos elétrons de valência, logo maior E.I.
b) O Na após a retirada de 1 elétron adquire a configuração eletrônica
do gás nobre Ne, portanto mais estável a espécie maior EI, para a
retirada do segundo elétron.
14. Considerando os elementos químicos Be, B, F, Ca e Cs,
classifique-os
em
ordem
crescente
de
acordo
com
as
propriedades periódicas indicadas:
a)
raio atômico;
b)
primeira energia de ionização.
RESOLUÇÃO:
a) Os elementos citados estão assim localizados na Tabela Periódica:
Be 2º período grupo 2 ou IIA
B 2º período grupo 13 ou IIIA
F 2º período grupo 17 ou VIIA
Ca 4º período grupo 2 ou IIA
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Cs 6º período grupo 1 ou IA
Em um período, o raio atômico aumenta da direita para esquerda,
devido à diminuição da carga nuclear. Já nas famílias, o raio aumenta
de cima para baixo, pois aumenta o número de camadas eletrônicas.
Logo:
9F
< 5B < 4Be <
20Ca
<
55Cs
b) Energia de ionização é a energia necessária para retirar 1 mol de
elétrons de um mol de átomos no estado gasoso. Na tabela periódica,
a energia de ionização aumenta de baixo para cima e da esquerda para
direita. Porém, podemos notar algumas inversões:
4Be:
1s2 2s2; 5B: 1s2 2s2 2p1
Como podemos observar, o elétron a ser arrancado do Be está
ocupando um subnível completo, por isso é mais estável e tem menor
energia do que o elétron a ser retirado do subnível p do átomo de Boro.
Logo, é necessária uma quantidade maior de energia para ionizar o Be.
55Cs
<
20Ca
< 5B < 4Be < 9F
Aguardo você para as próximas aulas.
Sempre a seu dispor.
Prof. Wagner Bertolini
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